Elketje schreef:Hallo,
Kan iemand me uitleggen hoe je nu weer een redoxvergelijking opstelt ?
Ik weet niet juist meer hoe je dat doet
Bijvoorbeeld voor :
Eo SO
32- / S
2- = -0,61 V
Eo NO
2- / NO = -0,46 V
Ik had de deelreacties als volgt geschreven :
SO
32-+ 6e- + 3H
2O -> 6OH
- + S
2-
NO
2- + e- + H
2O -> NO + 2OH
-
Hoi,
Je moet eerst kijken in welk redoxkoppel zich de sterkste oxidator bevindt en in welke de sterkste reductor. Dat kan je zien aan de V0-waarden, een lage V0 duidt op een sterke reductor, een hoge V0 duidt op een sterke oxidator.
In dit geval is NO
2- dus de sterkste oxidator en S
2- de sterkste reductor.
Nu kun je dus de halfvergelijkingen in je juiste richting opschrijven:
OX: NO
2- + e- + H
2O -> NO + 2OH
-
RED: S
2- + 6OH
- -> SO
32-+ 6e- + 3H
2O
Je moet inderdaad de halfvergelijking van de oxidator met 6 vermenigvuldigen omdat dan het aantal elektronen aan beide zijden gelijk is:
OX: 6 NO
2- + 6 e- + 6 H
2O -> 6 NO + 12 OH
-
Nu kan je de totaalvergelijking opschrijven:
6 NO
2- + 3 H
2O + S
2- -> 6 NO + 6 OH
- + SO
32-
delta V0 = -0,46 - -0,61 = 0,2 V
0,2 V < 0,3 V dus een evenwichtsreactie.
